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Cinétique chimique



  1. #1
    Nanaspecy

    Cinétique chimique


    ------

    Bonjour, j'ai un DM à rendre pour lundi et je souhaiterais un peu d'aide.

    Voici l'énoncé :

    Exercice II : cinétique chimique (4 points).
    Pour étudier, à température constante et en milieu acide, la cinétique de la transformation chimique entre
    l'ion permanganate MnO4− et l'acide oxalique H2C2O4, on réalise l'expérience suivante :
    À la date t = 0, on mélange rapidement, en présence d'un excès d'acide sulfurique, V1 = 40 mL d'une solution aqueuse (S1) de permanganate de potassium de concentration C1 = 5,0 . 10^-3 mol . L-1 et V2 = 60 mL d'une solution aqueuse (S2) d'acide oxalique de concentration C2 = 5,0 . 10^-2 mol . L-1.
    La couleur d'une solution contenant des ions permanganate dépend fortement de la concentration de ces ions. On utilise cette propriété pour déterminer la concentration [ MnO4− ] à chaque instant (dosage colorimétrique).

    1. Réaction étudiée
    L'équation de la réaction modélisant cette transformation s'écrit :
    2 MnO4- (aq) + 5 H2C2O4 (aq) + 6 H3O+ (aq) = 2 Mn2+ (aq) + 10 CO2 (aq) + 14 H2O (l)
    Les couples oxydo-réducteurs qui interviennent sont MnO4- / Mn2+ et CO2 / H2C2O4 .
    Écrire les demi équations électroniques correspondantes.

    2. Préparation des solutions
    On dispose :
    - de la verrerie suivante : éprouvettes graduées de 10 mL, 100 mL ; burette graduée de 25 mL ; pipettes jaugées de 1 mL, 5 mL, 10 mL ; fioles jaugées de 100 mL, 500 mL ; bechers.
    - de produits suivants : solution aqueuse de permanganate de potassium à C0 = 0,10 mol . L-1 ; solution aqueuse d'acide oxalique à C2 = 5,0 . 10^-2 mol . L-1 acidifiée par l'acide sulfurique ; eau distillée.
    a) Décrire par des schémas clairs et assortis de légendes précises la manipulation permettant de fabriquer V = 100 mL de la solution S1 à partir de la solution disponible.
    b) Calculer en moles la quantité n1 d'ions permanganate et la quantité n2 d'acide oxalique présentes à t = 0 dans le mélange réactionnel.
    c) Déterminer le réactif limitant de cette transformation.

    3. Expérience
    L'étude colorimétrique donne les résultats suivants :
    t (s) 0 20 40 60 70 80 90 100 120 160
    [ MnO4− ]
    (mmol.L-1) 2,00 2,00 1,92 1,68 1,40 1,00 0,59 0,35 0,15 0,00
    a) Tracer la courbe représentative de [ MnO4− ] = f(t)
    b) Définir la vitesse la vitesse de réaction.
    Exprimer sa valeur en fonction de (d [MnO4- ]) / dt et d'autres données.
    Déterminer la valeur de cette vitesse à l'instant t = 80 s.
    c) Comment varie cette vitesse au cours de l'expérience ?
    d) Une propriété assez générale en cinétique chimique est que la vitesse diminue au cours de l'avancement de la transformation. Est-ce le cas ici ? Justifier.

    Voici mes réponses :

    1. MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn 2+ + 4H2O
    H2C2O4 = 2CO2 + 2H+ + 2e-

    2.a) j'ai trouvé 5 mL à prélever de la solution mère de permanganate :
    V0 prélevé = (C1 X V1) / C0 = (5.10^-3 X 100) / 0,10 = 5

    b) n1 = V1 X C1 = 0,040 X 5,0 X 10^-3 = 2,0.10^-4 mol
    n2 = V2 X C2 = 0,060 X 5,0.10^-2 = 3,0.10^-3 mol

    c) j'ai trouvé MnO4- limitant avec xmax = 1,0.10^-4 mol (n1 / 2)

    3. a) /

    b) par définition, v(t) = (1/ VS) X (dx/dt) avec VS = V1 + V2 et où (dx/dt) à l'instant t est la pente de la tangente à x = f(t) en t.

    dc v(t) = 1/VS X d[MnO4-]/dt

    v(80) = 1/0,1 x 3/100 (en faisant xB-xA / yB-yA pour d[MnO4-]/dt)
    = 3/10 = 0,30 mmol/L/s
    = 3.10^-4 mol/L/s

    Je ne suis pas trop sûre de moi pour cette question

    c) Je ne sais pas trop quoi dire à part que la vitesse diminue mais est-ce que cela suffit ?

    d) Je ne vois pas non plus quoi dire, pour moi c'est la même question.

    Aidez-moi s'il vous plaît.
    Merci d'avance.

    -----

  2. #2
    moco

    Re : Cinétique chimique

    Ta réaction est extrêmement curieuse, car elle n'est pas du tout semblable aux réactions habituellement étudiée en chimie. Toutes les réactions habituelles ont une vitesse qui est rapide au début, puis elles diminuent, ralentissent, pour devenir nulles au bout d'un certain temps.

    Ici ce n'est pas le cas. Au début la réaction est si lente qu'elle n'a pas lieu : la concentration ne change pas dans les 20 premières secondes, puisqu'elle reste égale à 2 mmol/L.
    La vitesse commence à devenir perceptible entre la 20ème et la 40ème seconde, puisque la concentration passe de 2 mmol/L à 1.92 mmol/L pendant ce temps-là. La vitesse est de 0.08 mmol/L par 20 secondes, donc de 0.004 mmol/L/s.
    Puis le phénomène s'amplifie, et la réaction s'accélère. De la 40ème à la 60ème seconde, la concentration chute de 1.92 à 1.68 mmol/L. Cela veut dire que 1.92 - 1.68 = 0.24 mmol/L ont été détruits pendant ces 20 secondes. La vitesse est de 0.24/20 = 0.012 mmol/L/s. C'est trois fois plus que pendant les 20 premières secondes.
    Continue les mêmes calculs. Tu verras que la réaction va encore plus vite dans les 20 secondes suivantes.

    Mais tout à la fin, la réaction ralentit, entre la 120ème et la 160ème seconde.
    C'est très curieux. Je n'ai jamais vu une réaction pareillement fantaisiste.

  3. #3
    Gramon

    Re : Cinétique chimique

    est-ce que tu as essayé de calculé l'ordre de réaction?

  4. #4
    Nanaspecy

    Re : Cinétique chimique

    Bonjour, j'ai terminé mon devoir, ça y est tout est résolu. Merci quand même. Cordialement.

  5. A voir en vidéo sur Futura

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